1. Asam Basa

Teori Asam Basa Arrhenius

Sang Ilmuwan Svante August Arrhenius (1859 –1927)Arrhenius lahir pada tanggal 19 Februari, sejak dari muda ia menonjol dalam perhitungan aritmetika, dan sangat tertarik pada matematika dan fisika. Pada tahun 1876 ia masuk universitas Uppsala mempelajari matematika, Kimia dan fisika. Pada tahun 1884 ia menulis tentang penelitiannya pada konduktivitas elektrolit. Dari hasil penelitiannya ini orang  khirnya tahu bahwa sifat elektrolit baru ada ketika dilarutkan ke dalam air. Pemikiran tentang hubungan antara sifat listrik dan afinitas zat kimia diperkenalkan oleh Berzelius dan dilengkapi dengan adanya publikasi dari Arrhenius diberi hadiah Nobel pada tahun 190.

Pada tahun 1884 Svante Arrhenius menyatakan bahwa garam seperti NaCl memisahkan diri ketika larut dalam air dan menghasilkan partikel yang dinamakan ion NaCl(s)  →   Na+(aq) + Cl(aq) . Tiga tahun kemudian Arrhenius menyatakan bahwa asam adalah molekul netral yang mengionisasi ketika larut dalam air dan memberikan ion H+ dan ion negatif. Menurut teorinya, hidrogen klorida adalah asam karena dapat mengionisasi ketika larut dalam air dan memberikan ion hidrogen (H+) dan klorida (Cl) seperti yang terlihat di bawah ini.

HCl(g)  → H+(aq) + Cl(aq) Asam Arrhenius mencakup senyawa seperti HCl, HCN dan H2SO4. Arrhenius juga berpendapat bahwa basa adalah senyawa yang mengionisasi dalam air untuk memberikan ion OH dan ion positif. NaOH adalah basa menurut Arrhenius karena dapat memisahkan diri dalam air untuk memberikan ion hidroksida (OH-) dan natrium (Na+). reaksinya adalah: NaOH(s) →  Na+(aq) + OH(aq) Teori ini menjelaskan kenapa asam memiliki sifat yang serupa. Sifat yang khas dari asam dihasilkan dari keberadaan ion H+. Ini juga menjelaskan kenapa asam menetralkan basa dan sebaliknya. Asam memberikan ion H+, basa memberikan ion OH, sehingga ion tersebut membentuk air. H+(aq) + OH(aq) → H2O(l) .

Teori Arrhenius memiliki beberapa kekurangan. teori inihanya dapat diaplikasikan dalam reaksi yang terjadi dalam air tidak menjelaskan mengapa beberapa senyawa, yang mengandung hidrogen dengan bilangan oksidasi +1(seperti HCl) larut dalam air untuk membentuk larutan asam, sedangkan yang lain seperti CH4 tidak. tidak dapat menjelaskan mengapa senyawa yang tidak memiliki OH, seperti Na2CO3    memiliki karakteristik seperti basa.

Teori Asam Basa Brønsted-Lowry

Sang Ilmuwan JOHANNES NICOLAUS BRØNSTED 1879- 1947) lahir pada 22 Februari pada tahun 1879 di West Jutland Denmark. Brønsted, merupakan ahli kimia fisik yang dikenal dengan konsep asam basanya. merupakan perumus sifat katalik dan kekuatan asam basa. Ia sangat tertarik mempela ari termodinamika,dan men adi perintis studi termodinamika tentang interkonversi modifikasi belerang, namun ia juga menger akan penelitian dalam bidang larutan  lektrolit. Pada tahun 1903 ia menikah dengan Charlotte Lou se Warberg, yang merupakan ahli teknik perempuan pertama yang ada di Denmark

Johannes Bronsted dan Thomas Lowry pada tahun 1923, menggunakan asumsi sederhana yaitu:

Asam memberikan ion H+ pada ion atau molekul lainnya, yang bertindak sebagai basa. Contoh, disosiasi air, melibatkan pemindahan ion H+ dari molekul air yang satu dengan molekul air yang lainnya untuk membentuk ion H3O+ dan OH

2H2O(l) → H3O+(aq) + OH(aq)

Reaksi antara HCl dan air menjadi dasar untuk memahami definisi asam dan basa menurut Brønsted-Lowry. Menurut teori ini, ketika sebuah ion H+ ditransfer dari HCl ke molekul air, HCl tidak  berdisosiasi dalam air membentuk ion H + dan Cl. Tetapi, ion H+ ditransfer dari HCl ke molekul air untuk membentuk ion H3O+, seperti berikut ini.

HCl(g) + 2H2O(l) → H3O+(aq) + Cl(aq)

Sebagai sebuah proton, ion H+ memiliki ukuran yang lebih kecil dari atom yang terkecil, sehingga tertarik ke arah yang memiliki muatan negatif yang ada dalam larutan. Maka, H+ yang terbentuk dalam larutan encer, terikat pada molekul air. Model Brønsted, yang menyebutkan bahwa ion H+ ditransfer dari satu ion atau molekul ke yang lainnya, ini lebih masuk akal daripada teori Arrhenius yang menganggap bahwa ion H+ ada dalam larutan encer.

Dari pandangan model Brønsted, reaksi antara asam dan basa selalu melibatkan pemindahan ion H+ dari donor proton ke akseptor proton. Asam bisa merupakan molekul yang netral.

HCl(g) + NH3(aq) → NH4+(aq) + Cl(aq)

Bisa ion positif

NH4+(aq) + OH(aq) → NH3(aq) + H2O(l)

Atau ion negatif

H2PO4(aq) + H2O(l) → HPO42–(aq) + H3O+(aq)

Senyawa yang mengandung hidrogen dengan bilangan oksidasi +1 dapat menjadi asam. Yang termasuk asam Brønsted adalah HCl, H2S, H2CO3, H2PtF6,  NH4 +, HSO4 , and HMnO4. .Basa Brønsted dapat diidentifikasi dari struktur Lewis. Berdasarkan model Brønsted, sebuah basa adalah ion atau molekul yang dapat menerima proton. Untuk memahami pengertian ini, lihat pada bagaimana suatu basa seperti ion OH menerima proton.

H2PO4 (aq) + H2O(l) → HPO42–(aq) + H3O+(aq)

Untuk membentuk ikatan kovalen dengan ion H+ yang tidak memiliki electron valensi, harus tersedia dua elektron untuk membentuk sebuah ikatan. Maka, hanya senyawa yang memiliki pasangan elektron bebas, yang dapat bertindak sebagai akseptor ion H+ atau basa Brønsted.

Model Brønsted menambah jenis zat yang dapat bertindak sebagai basa, baik yang berbentuk ion ataupun molekul, selama senyawa tersebut memiliki satu atau lebih pasangan elektron valensi tak berikatan dapat menjadi basa Brønsted.

Teori Brønsted menjelaskan peranan air pada reaksi asam-basa. Air terdisosiasi membentuk ion dengan mentransfer ion H+ dari salah satu molekulnya yang bertindak sebagai asam ke molekul air lain yang bertindak sebagai basa.

H2O(l) + H2O(l) → H3O+(aq) + OH(aq)

Asam      basa

Asam bereaksi dengan air dengan mendonorkan ion H+ pada molekul air yang netral untuk membentuk ion H3O+.

HCl(g) + H2O(l) → H3O+(aq) + Cl(aq)

asam      basa

Karena reaksi asam basa merupakan reaksi yang reversibel, bagian yang terbentuk ketika suatu asam kehilangan proton cenderung bersifat basa, dan bagian yang menerima proton cenderung bersifat asam. Sebuah asam dan sebuah basa yang dihubungkan oleh sebuah proton disebut pasangan asam basa konjugasi.

H –   A +   :B → B – H+ + A

Asam         Basa    Asam     Basa

Sehingga pada:

H2O(l) + H2O(l) →H3O+(aq) + OH(aq)

Asam     Basa        Asam             Basa

Terdapat pasangan asam basa konjugasi: H2O – OH dan H3O+– H2O, juga dalam reaksi pelarutan HCl:

HCl(g) + H2O(l) →H3O+(aq) + Cl(aq)

Asam     Basa       Asam            Basa

dengan pasangan asam basa konjugasi: HCl-Cl dan H3O+– H2O

Model Brønsted bahkan dapat diperluas untuk reaksi yang tidak terjadi dalam larutan. Contoh yang paling klasik adalah reaksi antara gas hidrogen klorida dengan uap amoniak membentuk amonium klorida.Reaksi ini mencakup transfer ion H+ dari HCl ke NH3 dan kemudian reaksi asam basa terjadi melalui fasa gas. Namun teori asam basa Brønsted-Lowry ini tidak dapat menjelaskan bagaimana suatu reaksi asam basa dapat terjadi tanpa adanya transfer proton dari asam ke basa. Kekurangan ini kemudian mendorong peneliti lain, yaitu G.N. Lewis untuk mendefinisikan lebih lanjut asam dan basa.

Teori Asam Basa Lewis

Pada umumnya definisi asam-basa mengikuti apa yang dinyatakan oleh Arrhenius atau Bronsted-Lowry, tapi dengan adanya struktur yang diajukan Lewis muncul definisi asam dan basa baru.

Asam Lewis didefinisikan sebagai spesi yang menerima pasangan elektron.

Basa Lewis didefinisikan sebagai spesi yang memberikan pasangan elektron.

Sehingga H+ adalah asam Lewis, karena ia menerima pasangan elektron, sedangkan OH dan NH3 adalah basa Lewis, karena keduanya adalah penyumbang pasangan elektron. Yang menarik dalam definisi asam Lewis adalah, terdapat senyawa yang tidak memiliki hidrogen dapat bertindak sebagai asam. Contoh, molekul BF3. Jika kita menentukan struktur Lewis dari BF3, tampak B kurang dari oktet dan dapat menerima pasangan elektron., sehingga dapat bertindak sebagai asam Lewis Dalam kenyataan molekul yang tidak mencapai oktet sering merupakan asam Lewis yang kuat karena molekul tersebut dapat mencapai konfigurasi oktet dengan menerima pasangan elektron tak berikatan. Senyawa yang termasuk dalam perioda yang lebih bawah dari perioda dua dapat bertindak sebagai asam Lewis sangat baik, dengan memperbanyak susunan valensi terluar mereka. Akibatnya, SnCl4 bertindak sebagai asam Lewis berdasarkan  reaksi berikut:

SnCl4  +   2Cl( aq)  →   SnCl 62-

Atom pusat dikelilingi 12 elektron valensi, elektronnya menjadi lebih banyak dari 8.

 

Indikator Asam Basa

Jika kita ingin mengetahui apakah suatu senyawa bersifat asam, basa atau bahkan tidak keduanya cara yang paling mudah dan murah adalah dengan kertas lakmus. Apa itu lakmus? Lakmus berasal dari kata litmus yaitu sejenis tanaman yang dapat menghasilkan warna jika ada asam atau basa. Lakmus merupakan asam lemah, dan biasa ditulis sebagai Hlit. Ketika dalam air terbentuk :

HLit  →H+(aq) + Lit (aq)

Ketika berbentuk Hlit, berwarna merah dan ketika berbentuk ion berwarna biru. Untuk mengetahui bagaimana reaksinya ketika ada asam atau basa, maka kita gunakan asas Le Chatelier.

Gambar Perubahan warna lakmus oleh basa

Namun kekuatan asam atau basa tidak dapat ditunjukkan oleh lakmus. Maka digunakan beberapa indikator lain yang memiliki perubahan warna berbeda jika pH atau kekuatan asamnya berbeda, misalnya methyl orange (metil jingga) yang akan berwarna kuning jika pH lebih besar dari 4,4 sehingga dapat mendeteksi asam lemah dan asam kuat dan fenolftalein yang berwarna merah jikaada basa kuat. Trayek pH beberapa indikator diantaranya:

Tabel Perubahan warna dan trayek pH indikator asam basa

Penggunaan beberapa buah indikator untuk mengetahui pH satu jenis larutan dinilai kurang efektif, karena banyaknya zat, memerlukan biaya cukup mahal untuk diidentifikasi keasamannya. Untuk itu dibuatlah indikator universal, yang secara praktis menunjukkan warna tertentu untuk nilai pH tertentu. Indikator ini pundapat dibuat dalam bentuk lembaran kertas yang efisien.

 

Derajat disosiasi asam basa

Dalam larutan elektrolit kuat, zat-zat elektrolit terurai seluruhnya menjadi ion-ionnya (ionisasi  empurna) dan dalam larutan elektrolit lemah, zat-zat elektrolit hanya sebagian saja yang terurai menjadi ion-ionnya (ionisasi sebagian). Sedangkan zat-zat nonelektrolit dalam larutan tidak terurai menjadi ion-ion.

Berikut ini, beberapa contoh reaksi ionisasi untuk elektrolit kuat.

HCl + H2O → H3O +(aq) + Cl(aq)

NaOH + H2O → Na+(aq) + OH (aq)

Jumlah zat elektrolit yang terionisasi dibandingkan dengan jumlah zat semula dapat dinyatakan dengan derajat disosiasi (α) dan ditulis dengan rumus berikut ini.

α = Mol zat terionisasi

Mol zat mula mula

Berdasarkan rumus di atas, maka nilai  α untuk:

1. Elektrolit kuat, α = 1

2. Elektrolit lemah, 0 < α < 1

3. Non-elektrolit, α = 0

Suatu asam atau basa yang merupakan suatu elektrolit kuat disebut asam atau basa kuat. Dengan demikian jika asam merupakan elektrolit lemah, maka ia merupakan asam lemah, karena hanya mengandung sedikit ion H+, demikian juga dengan basa lemah akan terdapat sedikit ion OH.

Derajat Keasaman, pH

Kita terkadang menemukan zat yang rasanya sangat asam dan sedikit asam, atau menemukan zat asam yang kekuatan merusaknya besar dan ada yang hanya menimbulkan gatal di kulit saja. Berdasarkan kemampuan ionisasi dan kadar ion H+ larutan asam dan basa terbagi dalam kelompok asam dan basa kuat, serta , asam dan basa lemah. Kita memerlukan nilai tertentu untuk mengukur kekuatan asam atau basa tersebut, dan untuk saat ini kita menggunakan besaran pH, untuk menentukan derajat keasaman suatu larutan.

1. Hubungan Konsentrasi Asam dengan Harga pH

Larutan asam kuat terionisasi sempurna sehingga harga α -nya = 1.

Untuk menentukan [H+] pada asam, perhatikan contoh soal berikut ini.

Berapa konsentrasi H+ dalam 500mL larutan HCl 0,1M?

Jawab:

Reaksi ionisasi:      HCl(aq) H+(aq) + Cl(aq)

[HCl] = 0,1 M

Larutan asam lemah mempunyai daya hantar listrik yang lemah karena jumlah ion-ionnya relatif sedikit. Reaksi ionisasi asam lemah merupakan reaksi kesetimbangan. Perhatikan reaksi kesetimbangan asam lemah HA:

HA(aq) → H+(aq) + A(aq)

Ka = [H+][A-]   /     [HA]

Ka adalah konstanta kesetimbangan asam. Karena [H+] = [A-],  maka :

Ka = [H+]2 /  [HA]

[H+] =(Ka[HA] )1/2

              =  √(Ka[HA])

2. Hubungan Konsentrasi Basa dengan Harga pH

Basa kuat dalam larutannya akan terionisasi sempurna. Untuk menentukan konsentrasi OH pada basa kuat, perhatikan contoh soal berikut ini.

Contoh :

Berapa konsentrasi OH dalam 100mL Ca(OH)2 yang mempunyai konsentrasi 0,2M?

Jawab:

Reaksi:        Ca(OH)2(aq) →    Ca2+(aq) + 2OH(aq)

[OH] = 2  x [ Ca(OH)2] = 2 ( 0,2M ) = 0,4 M

Reaksi ionisasi basa lemah merupakan reaksi kesetimbangan, maka harga konstanta kesetimbangan basanya (Kb) dapat ditentukan berdasarkan persamaan reaksi ionisasinya. Basa lemah sukar larut dalam air, satu-satunya basa lemah yang larut baik dalam air adalah NH4OH (larutan ammonia). Untuk menentukan konsentrasi OH sama dengan cara menentukan H+.

Perhatikan reaksi kesetimbangan berikut.

NH4OH = NH4+ + OH

Kb =  [NH4+ ][OH ]/ [NH4OH ]

Karena [OH] » [NH4+],     maka : Kb = [OH ]2 /[NH4OH ]

NH4OH yang terurai sangat sedikit, maka:

[NH4OH] sisa » [NH4OH] mula-mula, Sehingga   :

[OH] = (Kb . [OH] )1/2

=  √(Kb . [OH] )

Titrasi Asam Basa

Titrasi adalah teknik laboratorium dimana kita dapat menentukan konsentrasi suatu zat yang tidak diketahui, dengan pereaksi lain yang konsentrasinya ditentukan. Pada umumnya masih dilakukan cara titrasi yang sederhana, dengan menggunakan gelas kimia, dan Biuret.

Jika kita membeli asam cuka di pasar, atau di toko maka kita tidak pernah menemukan ukuran kandungan asam dalam bentuk kemolaran seperti yang kita pelajari. Namun dalam botol masih tercantum kadar cuka berupa persen volume. Untuk itu kita coba mengukur berapa konsentrasi asam cuka sehingga dapat diketahui kebenaran kandungannya

Contoh :

Untuk mengetahui % asam cuka dilakukan dengan titrasi 2 mL larutan asam cuka dan memerlukan 35 mL larutan NaOH 0,1M. massa jenis larutan 950 g/L.

a. Tentukan kemolaran asam cuka!

b. Berapa % kadar asam cuka tersebut?

Jawab:

M asam =  ( V basa x M basa ) / V basa = (35 x 0,1) / 2     = 1, 75

b. Dalam 1 liter larutan cuka terdapat 1,75 x 60 gram cuka = 105 gram cuka. Berat 1 liter larutan = 950 gram.

Maka kadar asam cuka = 105 /950 X 100% = 11,05 %

Pada saat titrasi, kita menemukan titik akhir titrasi. Pada titik akhir titrasi ini jumlah mol ekivalen antara zat yang dititrasi dan penitrasi sama dan ditunjukkan dengan perubahan warna indikator asam basa, setelah diketahui volumenya kita dapat melakukan perhitungan.

Saat titrasi, digunakan indikator untuk mengetahui kapan asam dan basa akan bercampur dengan komposisi yang tepat seimbang untuk saling menetralkan .Ketika warna indikator berubah, sering dikatakan sebagai titik akhir titrasi.

Untuk membuat kurva titrasi dapat dilakukan dengan melakukan titrasi asam basa dari larutan asam dan basa yang memiliki konsentrasi 1 M, dan dengan volume 25 mL. Satu larutan asam dalam labu Erlenmeyer dan yang lain dalam buret. Bentuk kurva titrasi yang akan dihasilkan sangat beragam tergantung kamu campurkan apakah asam kuat dengan basa kuat, atau asam kuat dengan basa lemah, asam lemah dengan basa kuat atau asam lemah dan basa lemah.  

kurva titrasi asam basa

 

Tinggalkan Balasan

Isikan data di bawah atau klik salah satu ikon untuk log in:

Logo WordPress.com

You are commenting using your WordPress.com account. Logout / Ubah )

Gambar Twitter

You are commenting using your Twitter account. Logout / Ubah )

Foto Facebook

You are commenting using your Facebook account. Logout / Ubah )

Foto Google+

You are commenting using your Google+ account. Logout / Ubah )

Connecting to %s

%d blogger menyukai ini: